Kémiai reakciók A reakciósebesség:

1

Kémiai reakciók A reakciósebesség:

az időegység alatt végbemenő koncentráció változás, függ a koncentrációtól.

A + B  C

v = k*[A]*[B]

a kiindulási anyag koncentrációja

2 a keletkezett anyag (termék) koncentrációja

a reakciósebesség függ a hőmérséklettől a hatásos ütközések száma nő

Az aktiválási energia: a reakció lejátszódásához szükséges minimális energiatöbblet

3 a reakciósebesség hőmérsékletfüggése:

a katalizátor szerepe:

4

Dinamikus egyensúlyok

A + B C + D v1 = k1*[A]*[B]

v2 = k2*[C]*[D]

Ha a kémiai reakcióban a mólszám nem 1, pl:

A + 2 B C + 2 D v1 = k1*[A]*[B]²

v2 = k2*[C]*[D]²

A + B C + D induláskor:

v1 = k1*[A]max*[B]max v2 = k2*[C]*[D] = 0

egyensúlyban:

v1 = v2

k1*[A]*[B] = k2*[C]*[D]

a tömeghatás törvénye, zárt rendszerre 𝐾 =𝑘₁

𝑘₂ = [𝐶][𝐷]

[𝐴][𝐵]

K: egyensúlyi állandó, függ a nyomástól és hőmérséklettől, de független a koncentrációtól

K értéke alapján ítélhetjük meg a reakció lejátszódását

 ha nagyon nagy gyakorlatilag teljesen végbemegy a rwakció

 ha 1 körüli érték (0,1 < K < 10), egyensúlyra vezet, a kiindulási anyagok és a termékek összemérhető mennyiségben megtalálhatók az egyensúlyi elegyben

 ha K nagyon kicsi, gyakorlatilag nem megy végbe a felírt irányba

5

Gázoknál a koncentráció helyett célszerű parciális nyomásokat használni.

Egy egyszerű reakcióban:

A B

(v-1 = v2) katalizátorral:

Az egyensúlyi elegy összetételét nem befolyásolja, csak annak beállíási idejét csökkenti.

6 Az egyensúly eltolása: a gyakorlatban fontos!

A koncentráció hatása:

ha megnöveljük a kiindulási anyag(ok) koncentrációját, az oda alakulás sebessége (ugrásszerűen) megnő, majd az anyag fogyásával csökken, a termék mennyisége megnő

a kiindulási anyagok koncentrációjának növelése, vagy a termékek koncentrációjának csökkentése a felső nyíl irányába tolja el az egyensúlyt

Le Chatelier - Braun féle legkisebb kényszer elve:

ha egy egyensúlyban lévő rendszert külső hatás ér, az egyensúly olyan irányban tolódik el, amelynek során a rendszer a külső hatást csökkenti

a hőmérséklet hatása:

a Le Chatelier elv értelmében:

az exoterm reakcióknak a hőmérséklet csökkentése, az endoterm reakcióknak a hőmérsékletnövelése kedvez

pl.

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ΔH = - 92 kJ/mol

az egyensúlyban lévő rendszerben a hőmérsékletet növelve egy olyan új egyensúly alakul ki, amelyben az előzőhöz képest kevesebb ammónia lesz, azaz az endoterm visszaalkulás irányába toltuk el az egyensúlyt

7 a nyomás szerepe gázreakcióknál:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 1 mol 3 mol 2 mol

a nyomás növelése a molszám csökkenés, (azaz az ammónia keletkezés) irányába tolja el az egyensúlyt

oldjuk meg:

CaO (sz) + CO2 (g) CaCO3 (sz) ΔH < 0

N2 (g) + O2 (g) 2NO (g) ΔH > 0

8

Dinamikus egyensúlyok

folyadék - gőztér

adott hőmérsékleten, zárt térben egyensúly alakul ki, a párolgás és a lecsapódás (kondenzáció) sebessége azonossá válik, a gőztérben egyensúlyi nyomás (tenzió) alakul ki

Vízgőz nyomása. Atmoszferikus nyomáson, 760 torr-nál a forráspont 100 °C

Néhány folyadék gőznyomásának hőmérsékletfüggése

9 telített oldat és fel nem oldott anyag (csapadék)

AgCl (sz) Ag⁺ (aq) + Cl^- (aq)

𝐾 = [𝐴𝑔

][𝐶𝑙

] [𝐴𝑔𝐶𝑙]

oldhatósági szorzat:

𝐿

= [𝐴𝑔

][𝐶𝑙

]

minél kisebb az L, annál oldhatatlanabb acsapadék

pL = -lg (L)

10 A víz autoprotolízise

H-OH + H-OH H3O⁺ + OH^-

𝐾 = [𝐻

𝑂

][𝑂𝐻

] [𝐻

𝑂][𝐻

𝑂]

25 ^oC-on [𝐻₃𝑂⁺] = [𝑂𝐻⁻] = 10^-7 mol/dm³

[𝐻₂𝑂] = 55,56 𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚³ nem változik

a víz ionszorzata

𝐾

= [𝐻

𝑂

] [𝑂𝐻

]

hőmérsékletfüggő, 25 ^oC-on

𝐾

= 10

( 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚

)

túl kis számok, ezért

𝑝𝐻 = −𝑙𝑔[𝐻

𝑂

]

a semleges vízben

pH = 7

0,001 molos HCl oldatban pH = ?, [OH^-] = ?

11 Savak, bázisok:

a protonátadással járó (protolitikus) reakciók: sav-bázis reakciók

Brønsted elmélete szerint:

 sav: a protont leadja

 bázis: a protont felveszi

a reakcióban jelen lévő anyagoktól függ, hogy azonos részecske (molekula vagy ion) sav vagy bázis

Általában a vízhez hasonlítunk: az a sav, ami a vízzel szemben savként viselkedik

savanhidrid: az oxigéntartalmú szervetlen savból vízelvonással jön létre, pl.

az SO3 a H2SO4 anhidridje a CO2 a H2CO3 anhidridje

bázisanhidrid: bázisos fém-hidroxidokból vízelvonással keletkezik a Na2O a NaOH anhidridje

gyenge savak / erős savak: a disszociáció részleges / teljes

pl. a sósav erős sav,

HCl + H2O = H3O⁺+ + Cl^- az ecetsav gyenge sav,

CH3COOH + H2O = H3O⁺+ CH3COO^-

0,1 mol/dm³ sósav oldatban a pH = ? 0,1 mol/dm³ ecetsav oldatban a pH = ?

gyenge bázis / erős bázis, pl. NH4OH és NaOH 0,1 mol/dm³ nátrium hidroxid oldatban a pH = ? 0,1 mol/dm³ ammónium-hidroxid oldatban a pH = ?

12 Közömbösítés:

sav + bázis = só + víz, de valójában:

H3O⁺ + OH^- = 2H2O

Sók hidrolizise:

a sók vizes oldatának kémhatása az alkotóktól függ

erős savból és gyenge bázisból származó só vizes oldatának kémhatása savas (pl. NH4NO3) erős bázisból és gyenge savból származó só vizes oldatának kémhatása lúgos (pl. Na2CO3)

erős bázisból és erős savból származó só vizes oldatának kémhatása semleges, (pl. NaCl)

Redoxi reakciók

amelyekben elektronleadás és -felvétel (elektronátadás) történik (egyidejűleg, csak együtt lehetséges)

az a részecske, amely elektront ad le oxidálódik az a részecske, amely elektront vesz fel redukálódik

oxidálószer: amely elektront vesz fel, tehát redukálódik redukálószer: amely elektront ad le, tehát oxidálódik

Fe + Cu²⁺ = Fe²⁺ + Cu

oxidálódó redukálódó

redukálószer oxidálószer

ionoknál egyértelmű az oxidáció/redukció

kiterjeszthető a kovalens kötésben lévő atomokra is az oxidációs állapot értelemzésére: oxidációs szám

13

A kötésben lévő atom oxidációs száma: annak a töltésnek a számértéke, amelyet úgy kapunk, hogy a kötő elektronokat a nagyobb elektronegativitású aztomhoz rendeljük.

 Az elemek oxidációs száma 0.

 Az ionok oxidációs száma egyenlő a töltésszámmal.

 A molekulában az atmok oxidációs számának összege 0.

Az oxidációs szám változással járó folyamatok: redoxi folyamatok.

A redoxi reakciók kémiai egyenletének rendezése az oxidációs szám segítségével könnyű.

14

Elektrokémia

Az elektromos áram töltéssel rendelkező részecskék egyirányú áramlása.

A vezetés különböző fajtái:

 fémekben, grafitban elektronok

 ionkristályok olvadéke ionok

 elektrolitoldatokban hidratált ionok

Galvánelemek kialakulása:

A fémek „redukálóképességének” mértéke oldatban az elektródpotenciál.

Az elektródpotenciál függ az elektród anyagi minőségétől, az ionok koncentrációjától a hőmérséklettől.

A viszonyítási alap a standard hidrogén elektród. (1 mol/dm³ oxónium-ion oldatába merülő Pt lemez, amelyen légköri nyomású H2 gázt buborékoltatnak keresztül 25 ^oC-on.)

Az elektródpotenciálok sorba rendezhetők.

Az elektródreakciókat a redukciós irányba írjuk fel, pl.

Zn²⁺ + 2 e  Zn E0 = -0,76 V Cu²⁺ + 2 e  Cu E0 = +0,34 V

A pozitívabb megy a redukciós irányba, míg a negatívabb az oxidációs irányba (az ellenkezőbe).

A negatívabb elektródpotenciálú fém redukálni képes a pozitívabb (kevésbé negatív) elektródpotenciálú fém oldatban levő ionjait.

Két ilyen félcella összekapcsolásával galvánelem nyerhető, ha az áramvezetést a két félcella között biztosítjuk.

katód: amelyen a redukció megy végbe anód: amelyen az oxidáció

Az akkumulátorokban megfordítható kémiai reakciók szolgáltatják az áramot, töltéskor az elektródreakciók az ellenkező irányban mennek végbe.

15

Elektrolízis

Elektromos energia segítségével kémiai reakciót hajtunk végre.

Mindig az a folyamat játszódik le, amelyhez kisebb energia szükséges.

Mennyiségi törvények:

A töltés (C, coulomb) az áramerősség és az idő szorzata.

Q = I * t [C = A*s]

1 mol elektron töltése a Faraday szám: F = 96487 C/mol Cu²⁺ + 2 e  Cu

1 mol (64 g) Cu²⁺ ion semlegesítéséhez 2 F számnyi töltés szükséges.